Equilibres d`oxydoréduction - Physique

Transcription

EQUILIBRES D’OXYDOREDUCTION
A. REACTIONS D'OXYDOREDUCTION
I. Couples oxydant-réducteur
Définitions :
Réducteur : espèce chimique susceptible de céder des électrons - donneur d'électrons
Oxydant : espèce chimique susceptible de capter des électrons - accepteur d'électrons
A tout oxydant est associé un réducteur, le passage d'une forme à l'autre se fait par transfert d'électrons
suivant le schéma formel, appelé demi-équation d’oxydoréduction ou demi-équation électronique du
couple noté Ox/Red : Ox ne Red
Exemples :
Une réduction correspond à un gain d’électrons alors qu’une oxydation correspond à une perte d’électrons.
Un oxydant capte des électrons et est réduit tandis qu’un réducteur cède des électrons et est oxydé.
II. Réactions d'oxydoréduction
Une réaction d’oxydoréduction est un échange d'électrons entre deux couples redox.
Les électrons n'existent pas à l'état libre en solution aqueuse :
Ox1 / Re d1 : (1) Ox1 + n1 e − = Re d1 
n 2 Ox1 + n1 Re d 2 = n 2 Re d1 + n1 Ox 2

Ox 2 / Re d 2 : (2) Ox 2 + n 2 e − = Re d 2 
n2×(1) - n1×(2) = équation bilan traduisant le transfert d'électrons du réducteur d'un couple à l'oxydant de
l'autre.
Cette équation bilan est caractérisée par sa constante d'équilibre:
K 0 (T) =
a(Red1 )n 2 .a(Ox 2 )n1
a(Ox1 ) n 2 .a(Red 2 )n1
Avec a(B) = activité du constituant B. Comme il s’agit d’une constante d’équilibre les activités sont prises à
l’équilibre.
Exemple : oxydation du cuivre par le fer(III) (avec [X] concentration à l’équilibre en mol.L-1)
Cu 2+ / Cu (s) : Cu 2+ + 2e − = Cu (s) 
[Fe 2+ ]2 .[Cu 2 + ]
3+
2+
2+
0
2Fe
+
Cu
2
Fe
+
Cu
K
=
=

(s)
[Fe3+ ]2
Fe3+ / Fe2 + : Fe3+ + e − = Fe 2+ 
III. Equilibrage des équations bilan d'oxydoréduction
1) Equilibrage de la demi-équation redox α.Ox +...+ ne- = β.Red + …
On opère de façon systématique :
•
Conservation des éléments. Faire intervenir si nécessaire le solvant eau sous forme H2O et H+ (ou
H3O+) en milieu acide ou sous forme H2O et OH- en milieu basique. Attention à ne pas faire figurer
en même temps H+ et OH-.
•
Conservation de la charge : on équilibre les charges en ajoutant le nombre approprié d'électrons
du côté où apparaissent les charges positives excédentaires, toujours du côté où figure l'oxydant.
Delacour - Chimie - PTSI Paul Constans– Réactions en solution aqueuse – Chapitre 5 : Equilibres d’oxydoréduction
Exemples :
(1) Fe3+ / Fe 2 + : Fe3+ + e − = Fe 2 +
(3) ClO − / Cl2
en milieu acide
en milieu basique
2−
(4) Cr2 O 7 / Cr 3+
en milieu acide
(2) Cl 2 / Cl − : Cl 2 + 2e − = 2Cl −
2ClO− + 4 H + + 2e − = Cl2 + 2 H 2 O
;
2ClO− + 2 H 2 O + 2e − = Cl2 + 4OH −
2−
Cr2 O 7 + 14 H + + 6 e − = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O
2−
Cr2 O 7 + 14 H 3O + + 6 e − = 2 Cr 3+ + 21H 2 O
(5) couples redox de l'eau
-a- eau oxydante (réducteur ):
H 3 O + / H 2 ou H 2 O / H 2 ou OH − / H 2
2H 3 O + + 2.e − = H 2 (g) + 2 H 2 O
ou plus simplement H+aq / H2
2 H + aq + 2 e − = H 2 (g)
-b- eau réductrice (oxydant ) :
O 2 / H 2 O ou O 2 / H 3 O +
ou O 2 / OH −
O 2 (g) + 4 H + aq + 4 e − = 2 H 2 O
2) Equilibrage de l'équation bilan redox
Voir (II) : éliminer les électrons par combinaison linéaire des 2 demi-équations électroniques associées aux
deux couples redox mis en jeu : nombre d'électrons cédés = nombre d'électrons captés.
Exemples :
* oxydation du fer(II) - couple (1) - par le dichromate en milieu acide - couple (4) 2−
EB = (4) - 6×(1)
Cr2 O7 +14H3O+ + 6 Fe2 + = 2Cr 3+ + 6 Fe3+ + 21H 2 O
* dismutation du chlore en milieu basique : couples (2) et (3)
EB = (2) - (3)
2 Cl 2 + 4OH − = 2Cl − + 2ClO − + 2 H 2 O
Cl 2 + 2OH − = Cl − + ClO − + H 2 O
IV. Nombre d'oxydation
1) Définition du nombre d’oxydation
Le nombre d'oxydation (n.o.) ou degré d’oxydation caractérise l'état d'oxydation d'un élément seul ou
dans un composé. Il est le reflet de la structure électronique de l'élément dans le composé. Il est égal au
nombre d'électrons, algébriquement "libérés" par l'élément lors du passage de l'état de corps pur simple
non ionisé à l'état considéré. Il se note en chiffres romains.
A l'état de corps pur simple le nombre d'oxydation d'un élément est nul. Lorsqu’un élément est oxydé,
son nombre d’oxydation augmente, le nombre d’oxydation diminue lorsque l’élément est réduit.
2) Détermination du nombre d’oxydation d’un élément
Règles permettant de déterminer, dans la plupart des cas, le nombre d'oxydation d'un élément sans écrire
les 1/2 équations électroniques.
•
règle 1 : Le nombre d’oxydation d’un élément dans une espèce monoatomique est égal à la charge
de cette espèce.
* le n.o. d'un élément est égal à 0 dans tout corps pur simple (Fe, H2, Cl2 ...)
* le n.o. d'un élément dans un ion monoatomique est égal à la charge de l'ion :
Exemples : Na+ n.o.(Na)=+I ;
Fe3+ n.o.(Fe)=+III ;
Cl- n.o.(Cl) = -I ..
•
règle 2 : Quand 2 éléments sont unis par une liaison covalente, les électrons du doublet sont
arbitrairement attribués à l’élément le plus électronégatif. Le nombre d’oxydation de chaque
élément est égal au nombre de charges fictives qui lui est alors attribué (voir chapitre sur la
structure des molécules).
•
règle 3 : Dans un édifice polyatomique, la conservation de la charge impose que la somme des n.o.
des différents éléments présents dans l’édifice soit égale à la charge globale de l’édifice.
Comme base de calcul, dans les composés, on prend généralement n.o.(H) = +I et n.o.(O) = -II.
Exemples :
dans H2SO4 : 2.n.o.(H) + n.o.(S) + 4.n.o.(O) = 0 d'où n.o.(S) = +VI
dans HPO42- : n.o.(H) + n.o.(P) + 4.n.o.(O) = -2 d'où n.o.(P) = +V
Remarques :
-1- Il existe des exceptions à la base de calcul donnée :
*Pour l'hydrogène, dans les hydrures (NaH ..) : n.o.(H) = -I
*Pour l'oxygène, dans les composés peroxydés (ion O22-, H2O2 ...) : n.o.(O) = -I
-2- Sous les 3 formes H2O, H3O+ ou OH-, les éléments O et H sont dans le même état d'oxydation, le passage
d'une forme à l'autre se fait par transfert de proton et non d'électron.
3) Application à l'équilibrage d'une équation d'oxydoréduction
a) Equilibrage de la demi-équation redox
- Identifier l’élément dont le nombre d’oxydation varie entre l’oxydant (n.o. le plus élevé) et le réducteur.
- Assurer la conservation des éléments (autre que H et O).
- Calculer la variation du nombre d’oxydation ∆. . de l’élément mis en jeu affecté de son coefficient
stœchiométrique. On en déduit alors le nombre d’électrons n à ajouter du côté de l’oxydant : | ∆. . | .
- Assurer la conservation de la charge à l’aide de H+ en milieu acide ou OH- en milieu basique.
- Assurer la conservation des éléments H et O avec H2O.
b) Equilibrage de l'équation bilan redox
A partir des demi-équations électroniques : Voir (III.2.)
A partir des deux couples redox.
Dans une réaction d'oxydoréduction, la somme des variations des n.o. des éléments affectés de leur
coefficient stœchiométrique est nulle: ∑ ( ∆n.o.) = 0
______________________________________________________________________________________
B. PILES ELECTROCHIMIQUES
I. Etude expérimentale d'une pile : la pile Daniell
1) Observations expérimentales
2) Interprétation
Les électrons se déplacent dans le sens contraire du courant soit, d’après les observations précédentes, de
la lame de zinc à la lame de cuivre. Il en découle les demi-équations électroniques suivantes :
- Au niveau de la lame de Cuivre : 2 : réduction
- Au niveau de la lame de Zinc : 2 : oxydation
Il s’agit d’un transfert indirect d’électrons entre le zinc solide et les ions cuivre par l’intermédiaire du circuit
extérieur. Le pont salin permet d’éviter le contact direct entre les ions cuivre et le zinc solide : la conduction
est réalisée par la circulation des ions au sein du pont salin (porteurs de charges en solution).
Le bilan de ce transfert s’écrit : Remarque : Le bilan chimique serait le même en mélangeant directement les espèces mais une partie de
l’énergie chimique est ici récupérée sous forme d’énergie électrique.
3) Conclusion
Le dispositif ainsi réalisé est un générateur électrique désigné par pile électrochimique.
Cette pile résulte de l’association de deux demi-piles formées à partir des couples redox / et
/ reliées par une jonction électrolytique (pont salin - paroi poreuse).
La force électromotrice de la pile (notée fem) est la différence de potentiel aux bornes de la pile en circuit
ouvert (i=0) soit : ! " ! #$% !&' " !() #$%
Pour la pile Daniell, la représentation conventionnelle est la suivante :
II. Demi-piles et électrodes - Potentiel d'électrode - formule de Nernst
1) Demi-pile et électrode
A tout couple redox on peut associer une demi-pile qui permet de mettre en évidence l'échange
d'électrons entre les deux formes, Ox et red, du couple.
Une demi-pile est l'ensemble constitué par les deux espèces du couple Ox et Red (sous forme de soluté,
solide ou gaz) et un électrolyte en contact avec un conducteur, l’électrode, qui peut être l'une des espèces
du couple ou un métal indifférent.
Exemples : Cu2+/Cu(s) : ½ pile = lame de cuivre plongeant dans une solution de sulfate de cuivre.
Fe3+/Fe2+ : ½ pile = lame de platine plongeant dans une solution de sulfate de fer(II) et de
chlorure de fer(III).
2) Potentiel d’électrode
A l'équilibre, il existe une discontinuité de potentiel entre l'électrode et la
solution dans laquelle elle est plongée.
E =Vmétal - Vsolution est désigné par potentiel d'électrode.
électrode
On ne peut accéder directement à cette valeur. La seule grandeur que l’on
peut déterminer expérimentalement est la différence de potentiel entre
deux électrodes, c’est à dire la d.d.p. entre deux demi-piles (voir I).
On choisit donc une 1/2 pile de référence, de potentiel constant
arbitrairement fixé.
électrolyte
ox , red
demi-pile associée à Ox/red
a) Electrode standard à hydrogène : référence de potentiel d’électrode.
H2 (g) :
PH2=1 bar
Elle met en jeu le couple H3O+/H2 : H 3 O + + e − = 1 H 2 + H 2 O
2
Pour l’électrode standard à hydrogène, on impose :
PH = 1bar (soit a(H2) = 1) et pH = 0 (soit a(H3O+) = 1).
Platine
2
solution à pH = 0
On fixe le potentiel de cette électrode nul quelle que soit la
température : E(E.S.H) = E0(H3O+/H2) = 0 V ∀ T
Electrode standard à hydrogène : ESH
b) Potentiel d’électrode ou potentiel d’oxydoréduction
Définition : Le potentiel d'électrode d'un couple redox, appelé également potentiel d'oxydoréduction ou
potentiel redox, est la différence de potentiel entre l'électrode considérée et l'électrode standard à
hydrogène lorsqu’elles sont associées pour former une cellule électrochimique :
∆V = V1 − V2 = E − E 0 (H 3 O + / H 2 ) d'où ∆V = E(ox / red) (grandeur algébrique)
M
1
1/2 pile ox/red
Pt
2
E.S.H
(2) Pt
H2 (1 bar) H+ (a = 1)
(2) Pt
H2 (1 bar) H+ (a = 1)
E(ox/red) = E1 - E2 = E1
ox (a(ox)), red (a(red))
Mn+
c(Mn+)
Pt (1)
M (1)
E2 = EESH = 0 V
Exemples :
(2)
Pt H2 (1 bar) H+ (a = 1)
Cu2+, a = 1 Cu (s)
(1)
Pt H2 (1 bar) H+ (a = 1)
Zn2+, a = 1 Zn (s)
(1)
(2)
E0 ( Cu 2+ / Cu (s) ) = E1 - E2 = 0,34 V à 25°C
E0 ( Zn 2 + / Zn (s) ) = E1 - E2 = - 0,76 V à 25°C
On en déduit la f.e.m. de la pile Daniel lorsque les activités en Cu2+ et Zn2+ sont égales à 1 (état standard) :
Ep = E0 ( Cu 2+ / Cu (s) ) - E0 ( Zn 2 + / Zn (s) ) = 1,1 V.
3) Formule de Nernst
La formule de Nernst donne le potentiel d'oxydoréduction pour le couple Ox/Red de 1/2 équation
associée : α o ox + ∑ α i A i + n e − = βr red + ∑ β j B j (équilibrée en milieu acide)
i
Formule de Nernst
j
a(Ox)αo .∏ i a(A i )αi
R.T
E(Ox / Red) = E (Ox / Red,T) +
.Ln
β
n.F
a(Red)βr .∏ a(B j ) j
0
s'exprime en Volt
j
* a(Ox), a(Ai) ... = activité des différentes espèces
* R = 8,314 J.K-1.mol-1 : constante des gaz parfaits
* F = Na.e = 96485 C.mol-1 : constante de Faraday
* T température exprimée en kelvin - T (K) = t (°C) + 273,15
* n = nombre de mole d'électrons échangés - apparaissant dans la 1/2 équation électronique
*E0 = E(Ox/Red) lorsque les activités sont toutes égales à 1 est désigné par potentiel standard du couple
considéré. Il ne dépend que de la température.
Remarque : A 25°C (T=298,15K),
RT
.Ln(10) = *
0,05916
V 0,059V 0,06 V .
0,06!.
F
A cette température, la relation de Nernst est souvent utilisée sous la forme :
E(Ox / Red) = E0 (Ox / Red) +
a(Ox)αo .∏ i a(A i )αi
0,06
0,059
.log
β
n
a(Red)βr .∏ a(B j ) j
(log = logarithme décimal)
j
4) Différents types d'électrodes
a) Electrodes de première espèce
•
métal M
Elle est constituée par un métal M plongeant dans une solution
contenant un cation de celui-ci.
Couple Mn+/M
: M n + + n e− = M (s)
Cu 2 + + 2e − = Cu (s)
Exemple : Cu2+/Cu
solution contenant
les ions M n+
•
RT
.Ln  M n + 
n.F
RT
E = E0 +
.Ln Cu 2+ 
2F
E = E0 +
Notation : Cu(s)  Cu2+, c où c désigne la concentration en ions Cu 2+ dans
la solution.
Les électrodes à gaz appartiennent également à ce type d’électrode. Une lame de platine plonge
dans une solution contenant l’oxydant ou le réducteur du couple mis en jeu, son espèce conjuguée
étant un gaz qui barbotte dans la solution. C’est le cas de l’électrode à hydrogène.
+
Pour l’électrode à hydrogène : E(H3O+ / H 2 ) = RT .ln [H3O ]1/ 2 avec E0(H3O+/H2) = 0 V ∀ T
F
(PH2 / Po )
b) Electrodes de deuxième espèce
Elle est constituée du métal M plongeant dans une solution saturée d'un composé de ses cations : MxAy.
Exemples :
Electrode au chlorure d'argent : Electrode d'argent plongeant dans une
solution saturée de chlorure d'argent.
Couple Ag+/Ag : Ag + + e − = Ag (s)
métal M
E = E0 +
RT
.Ln  Ag + 
F
Le chlorure d'argent est très peu soluble et l'argent au degré d'oxydation
(I) est majoritairement sous forme de précipité. On se trouve en présence
de l'équilibre : AgCl(s) = Ag + + Cl− K s = [Ag + ][Cl− ]
Soit pour le couple AgCl(s) /Ag : AgCl(s) + e − = Ag (s) + Cl−
MxAy
solution contenant
les ions Mn+
E = E 'o +
RT
1
.Ln
F
Cl− 
avec E 'o = E o +
RT
.Ln(K s )
F
Notation : Ag(s)AgCl(s) Cl-, c avec c = concentration en ions Cl- dans la
solution.
Remarque : Si la concentration en ions Cl- est maintenue constante (solution saturée en KCl par exemple),
le potentiel de cette électrode est constant et elle peut servir de référence.
Electrode au calomel (Hg2Cl2)
Elle met en jeu le couple Hg2Cl2/Hg(l): Hg 2 Cl 2 (s) + 2 e − = 2 Hg ( l ) + 2 Cl −
Ecal = E(Hg2Cl2/Hg) = Eo(Hg2Cl2 /Hg) +
RT
1
.Ln
2
2F
 Cl − 
La solution étant saturée en Hg2Cl2, on se trouve en présence de l'équilibre :
Hg 2 Cl 2 (s) = Hg 2 2 + + 2 Cl −
K s = [Hg 2 2 + ].[Cl − ]2
Comme plus haut, le potentiel standard du couple Hg2Cl2/Hg(l) peut être déduit du potentiel standard du
couple Hg2 2+/Hg(l) et de Ks.
Remarque : Si la concentration en ions chlorure est constante, alors E(Hg2Cl2/Hg) est constant. Cette
électrode peut alors être utilisée comme électrode de référence. Si [Cl-] est fixée par une solution saturée
de chlorure de potassium Ecal = 0,244 V à 25°C.
c) Electrodes de troisième espèce
Elle est constituée par un fil métallique plongeant dans la solution contenant
les espèces ox et red du couple. Ce conducteur doit être inerte, c'est à dire
ne pas participer aux phénomènes d'oxydoréduction. Le métal est
généralement du platine.
Pt
ox
red
Exemple : Fe3+/Fe2+ :
E = E0 +
 Fe3+ 
RT
.Ln  2+ 
F
 Fe 
Notation : Pt Fe3+,c1 ; Fe2+,c2
5) Application : f.e.m d'une pile - fonctionnement de la pile
Soient les deux couples redox : ox1/red1 : ox1 + n1e − = red1
ox2/red2 : ox 2 + n 2 e− = red 2
• Mélange direct des espèces avec les activités initiales ao(xi).
Equation bilan de la réaction : n 2 ox1 + n1 red 2 = n 2 red1 + n1 ox 2 de constante d'équilibre associée K0(T).
Si Qr,i < K0(T) l'évolution se produit dans le sens direct →
Si Qr,i > K0(T) l'évolution se produit dans le sens inverse ←
Dans l'état d'équilibre final Qr,e = K0
•
Pile électrochimique
K
Pt (2)
pont salin
(1) Pt
ox1 , red1
ox2 , red2
a) f.e.m. de la pile (Ep) - K ouvert
RT
a(ox1 ) 
.Ln
n1.F
a(red1 ) 
a(ox1 )n 2 .a(red 2 )n1
RT
RT
0
0
.Ln
= E10 − E 02 −
.Ln(Q r )
 E1 − E 2 = E1 − E 2 +
n2
n1
a(ox 2 ) 
RT
n1 .n 2 .F
a(red1 ) .a(ox 2 )
n1 .n 2 .F
0
E2 = E2 +
.Ln
n 2 .F
a(red 2 ) 
1/Qr
E1 = E10 +
* Cas α : E1 > E2 Ep = E1 - E2 l'électrode 1 est la cathode (+) et l'électrode 2 est l'anode (-)
* Cas β : E1 < E2 Ep = E2 - E1 l'électrode 2 est la cathode (+) et l'électrode 1 est l'anode (-)
b) fonctionnement de la pile - K fermé
Bilan du fonctionnement : n 2 ox1 + n1 red 2 → n 2 red1 + n1 ox 2
* Cas α : E1 > E2
a(ox1) et a(red2) diminuent alors que a(ox2) et a(red1) augmentent. Le quotient réactionnel Qr augmente et
Ep = E1 - E2 diminue.
* Cas β : E2 > E1
Bilan du fonctionnement : n 2 ox1 + n1 red 2 ← n 2 red1 + n1 ox 2
a(ox1) et a(red2) augment alors que a(ox2) et a(red1) diminuent. Le quotient réactionnel Qr diminue E1 - E2
augmente et Ep = - ( E1 − E 2 ) diminue.
Conclusion : Dans les deux cas la f.e.m. diminue et la pile s'arrête de fonctionner lorsque Ep = 0 soit lorsque
E1 = E2. L'état final, lorsque la pile s'arrête de fonctionner, est identique à celui obtenu à l'équilibre final
lorsque l'on mélange directement les différentes espèces des couples.
E = E1 = E2
ox1, red1
ox2, red2
En effet, lorsque l'on réalise le mélange, dans l'état d'équilibre final,
le potentiel d'une électrode (de platine par ex.) E = Vmétal -Vsolution
prend une valeur donnée. Se trouvant en présence des couples (1) et
(2), on doit avoir E = E1 = E2
Conséquence :
Dans l'état d'équilibre final (pour le mélange direct ou lorsque la pile ne débite plus) :
E1 = E2 = Eeq et Qr,eq = K0 .
On en déduit l’expression de la constante d’équilibre à partir des potentiels standard :
0 = E10 − E 20 −
( )
(
n .n .F
RT
.Ln(Q r ,eq ) soit Ln K 0 = 1 2 . E10 − E20
R.T
n1 .n 2 .F
)
ou à 25°C log ( K 0 ) =
(
n1 .n 2
. E10 − E02
0,059
0,06
)
c) Quantité d'électricité débitée par la pile
Soit n, la quantité totale de moles d'électrons ayant transité du pôle négatif au pôle positif de la pile pour la
durée de fonctionnement considéré Δt. La quantité d'électricité qui a parcouru le circuit est :
Q = i Δt = n.F avec F ≈ 96,5.103 C.mol-1.
Remarque : n est relié à l'avancement ξ de l'équation bilan traduisant le fonctionnement de la pile par :
n = n1.n2.ξ
d) Cellule électrochimique utilisée en récepteur
E'
I>0
+ cellule -
Si l'on branche en opposition un générateur de f.e.m. E' supérieur à la
f.e.m. de la pile Ep, I sera positif et la cellule reçoit de l'énergie
électrique.
La réaction chimique se produit dans le sens inverse de celui dans lequel
elle a lieu spontanément (transformation chimie forcée).
Ep
C. PREVISION D’UNE REACTION D’OXYDOREDUCTION
I. Domaines de prédominance
Remarque : Nous nous limitons au cas où les deux espèces du couple ox/red sont dissoutes.
Définition : La frontière du domaine de prédominance est telle que pour E = Efront on a égalité des
concentrations atomiques de l’élément sous forme oxydée ou réduite.
Exemples :
•
3+
couple Fe3+/Fe2+
−
Fe + e = Fe
2+
même atomicité de l’élément fer sous les deux formes
à 25°C
E=E
+ +0,06
0,059.log
0
 Fe3+ 
 Fe2+ 
E0 = 0,77 V
 Fe3+  >=  Fe2 +  : Efront = E0
Fe3+ est l’espèce prédominante :  Fe3+  >  Fe2 +  , si E > E0
Fe2+ est l’espèce prédominante :  Fe2 +  >  Fe3+  , si E < E0
fig ci-dessous ou fig 1-aFe2+
le réducteur prédomine
•
couple Cr2O72- /Cr3+
Fe3+
l’oxydant prédomine
0
3+
2+
E (Fe /Fe )
E en V
atomicité différente du chrome sous forme oxydée et réduite
0,06
[Cr O 2− ].[H O + ]14
0,059
log 2 7 3+ 23
6
[Cr ]
3+
[Cr ]f = 2.[Cr2 O7 2 − ]f
Cr2 O7 2− + 14 H 3O + + 6e − = 2Cr 3+ + 21H 2 O
à 25°C E = E 0 +
Efront est tel que [Cr(VI)]front = [Cr(III)]front
soit
La conservation de l’élément chrome impose [Cr 3+ ] + 2.[Cr2 O7 2 − ] = ci
concentration totale initiale en chrome. Pour Efront : [Cr 3+ ]f = 2.[Cr2 O 7 2− ]f =
E front = E 0 − 14.
0,06
0,059
c /4
0
− 0,01.log c
.pH + 0, 01.log i2 = E 0 − "0,14
0,138.pH
i
6
ci / 4
E (V)
0
E -0,01.log(ci)
Cr2O72
0
E
Fe2+
figure 1-a-
ci
soit :
2
fig 1-b-1 et 1-b-2
Cr2O72
-
0
ci = [Cr 3+ ]i + 2.[Cr2 O 7 2 − ]i
E(V)
E (V)
Fe3+
E 0 = 1,33V
E - 0,01.log(ci)
droite Efront = f(pH)
Cr3+
pH
Cr3+
figure 1-b-1: à pH =0
figure 1-b-2
II. Réactions redox
1) Etude quantitative de l’évolution du système chimique - Constante d’équilibre (voir A et B)
ox1 / red1
ox 2 / red 2
ox1 + n1 .e − = red1
ox 2 + n 2 .e − = red 2

 (E.B.)

n 2 .ox1 + n1 .red 2 = n 2 .red1 + n1 .ox 2
Lorsque l’équilibre est atteint, le potentiel E d’une électrode plongeant dans le mélange est tel que :
E = E1 = E2
soit E10 − E 20 −
R.T
Ln ( K 0 (T) ) = 0
n1.n 2 .F
soit à 25°C
log ( K 0 ) =
n1.n 2
.(E10 − E 2 0 )
0,059
0,06
Remarque : Cette relation devra être retrouvée dans chaque exercice.
Par exemple, considérons un système chimique contenant initialement ox1 et red2 :
* Si K >> 1 à l’équilibre l’avancement ξ de la réaction est très voisin de ξmax.
* Si K << 1 à l’équilibre l’avancement ξ de la réaction est quasi nul.
Pour n1.n2 = 1 (la + petite valeur de ce produit)
* Si (E10-E20) ≥ 0,25 V K > 104 réaction quantitative
* Si (E10-E20) ≤ - 0,25 V K < 10 -4 réaction quasi-nulle
On peut prévoir qualitativement le sens de la réaction chimique entre deux couples redox en comparant
leur potentiel standard E10 et E20.
La réaction spontanée qui se produit est alors la réaction entre l’oxydant le plus fort, correspondant au
potentiel redox le plus élevé, avec le réducteur le plus fort, correspondant au potentiel redox le plus
faible.
accepteur :
oxydant
ox2
E20
red2
force croissante
des réducteurs
Force croissante
des oxydants
ox1
E0 donneur :
(V) reducteur
E10 red1
Mais attention, faire intervenir les formes oxydées et réduites dans leur état prédominant.
Par exemple, pour l’argent :
- solution de nitrate d’argent Ag+/Ag E0(Ag+/Ag(s))
- nitrate d’argent + excès d’ions ClE0(AgCl(s)/Ag(s)
- nitrate d’argent + excès d’ammoniac E0([Ag(NH3)2]+/Ag(s))
2) Facteurs influençant les équilibres redox
a) le pH
* voir exemple précédent Cr2O7
2−
Cr2 O 7 
0,059
0,059
/Cr : E = E − 14.
.pH +
.log 
2
6
6
 Cr 3+ 
0,06
2-
3+
0,06
0
E ' 0 = E 0 − 0,14.pH est appelé potentiel standard apparent, il dépend du pH. Le pouvoir oxydant des ions
Cr2O7 2- diminue lorsque le pH augmente.
* Si une des 2 formes a un caractère acide ou basique, sa concentration dépend du pH de la solution.
b) Complexation ou précipitation
L’oxydant ou (et) le réducteur X du couple peuvent :
* en présence de ligands L former un complexe stable XLn (cste de formation globale βn)
* en présence de Y conduire à la formation d’un précipité XY(s) (Ks)
Travailler alors avec le couple où X intervient dans son état prédominant (X, XLn ou XY(s)) : voir exemple
précédent avec l’argent.
3) Etat final d'une solution obtenue à partir d'un mélange initial en oxi et redj (Même principe que ce qui
a été vu pour les autres types de réactions)
1- Données : pour chaque couple redox les potentiels standards à la température de travail (25°C)
Ecrire les 1/2 équations redox associées à chaque couple et l'expression des potentiels redox associés
(Formule de Nernst).
2- Faire le bilan des espèces introduites (indiquer les quantités de matières).
3- * Ecrire les équations bilan d'échange électronique (déduites des 1/2 équations redox)
susceptibles de modifier les concentrations en espèces introduites. Commencer par celle entre l'oxydant le
plus fort et le réducteur le plus fort présents… (voir valeurs de Ei0 et diagramme de prédominance)
* Calculer les constantes d'équilibre K 0k associée à chaque équation bilan EBk (à l'équilibre :
égalité des potentiels d'électrode des 2 couples redox participant à l'équation bilan EBk)
* Si une EB a une constante d'équilibre beaucoup plus importante que les autres, ce sera la
réaction prédominante (souvent le cas).
* Effectuer un bilan réactionnel (tableau d'avancement). Déterminer l'avancement (ou les) à
l'équilibre en utilisant la (les) constante(s) d'équilibre K 0k (avec éventuellement selon les valeurs de K0
ξ ≈ ξmax ou ξ ≈ 0 ). En déduire les quantités de matière (ou les concentrations) à l'équilibre.

Equilibres d`oxydoréduction - Physique

Transcription

Documents pareils

EC1 – Thermodynamique des réactions redox

Dosage d`oxydoréduction - Suivi potentiométrique

Menu Saint Valentin - Monte

OXYDOREDUCTION – FORMULE DE NERNST [ ] [ ] [ ] [ ]

Démonstration de la relation de Nernst : 1 fem de la cellule

Oxydo-réduction - Sciences physiques en BTS

Utilisation des potentiels standards

Cours l1 ue1 Les Piles Lectrochimiques

weekend in love

Pour les fêtes NITENDO voit la Wii en RED